Apostila de química analítica qualitativa

Prévia do material em texto

1 
Centro de Educação Tecnológica do Estado da Bahia 
Unidade de Camaçari 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Curso: Processos Industriais Módulo: Básico Carga Horária: 46h. 
Docente: Joelma fadigas Turno: Matutino/Vespertino Turma: Única 
Discente: 
Centro de Educação Tecnológica do Estado da Bahia 
Unidade de Camaçari 
 
 
 
 
 2 
Centro de Educação Tecnológica do Estado da Bahia 
Unidade de Camaçari 
SUMÁRIO 
 
1-O Surgimento da Química Analítica 3 
1.1- Análise Gravimétrica 3 
1.2- Análise Volumétrica 3 
1.3- Faraday e a Eletroquímica 4 
1.4- Métodos Instrumentais 4 
1.5- Legado nos nossos dias 5 
2- Técnicas de Reações Analíticas 6 
2.1- Reações Por Via Seca 6 
2.2- Ensaios Por Via Úmida 8 
3- Análise Funcional e Sistemática 9 
4- Classificação dos Cátions (íons metálicos) em Grupos Analíticos 9 
4.1- Primeiro Grupo de Cátions 10 
4.2- Segundo Grupo de Cátions 13 
4.3- Terceiro Grupo de Cátions 25 
4.4- Quarto Grupo de Cátions 32 
4.5- Quinto Grupo de Cátions 36 
5- Classificação dos Ânions em Grupos Analíticos 38 
6- Análise de Amostras (Cátions e Ânions) 51 
6.1- Ensaios Confirmatórios para Ânions 51 
6.2- Ensaios Especiais para Misturas de Ânions 51 
7- Leis da Ação das Massas 52 
7.3- Separação e Identificação dos Cátions em Solução 53 
8- Eletrólitos Fortes e Fracos: Grau e Constante de Dissociação 54 
9- Equilíbrio Iônico 56 
10- Atividade e Coeficiente de Atividade 57 
11- pH e pOH 57 
12- Sistema Tampão 58 
13- Bibliografia 60 
 
 
 
 3 
Centro de Educação Tecnológica do Estado da Bahia 
Unidade de Camaçari 
1- O surgimento da Química Analítica 
1.1- Análise Gravimétrica 
Nas últimas décadas do século XVIII e o começo do XIX a análise química dos compostos, minerais, 
orgânicos e biológicos, desenvolveu-se e ampliou-se consideravelmente. Os métodos que usavam a balança 
(métodos gravimétricos) sofreram pronunciado refinamento desde a época de Lavoisier. A balança, por sua 
vez, normalmente construída por exímios artesãos, sob encomenda, sofreu grande aperfeiçoamento e a partir 
de 1850 já era comercializada por várias firmas. 
A parte quantitativa da análise foi aperfeiçoada graças aos esforços de químicos de vários países da 
Europa. Na Alemanha destacou-se Martin Heinrich Klaproth (1743-1817), contemporâneo de Lavoisier, cuja 
preocupação principal era seguir uma metodologia analítica rigorosamente científica na determinação da 
proporção dos componentes nos compostos. Para isto adotou técnicas e métodos analíticos que levaram a 
resultados mais rigorosos que os obtidos normalmente pelos outros químicos e suscitaram a descoberta de 
novos elementos. Na análise percentual de compostos minerais, por exemplo, mostrou que muitas vezes o 
valor que deixava de ser considerado para totalizar 100 poderia ser atribuído a novas substâncias. Assim, foi 
levado a descobrir algumas "terras": óxidos de zircônio, urânio, telúrio e titânio. Essas, somente muitos anos 
mais tarde, forneceram os respectivos elementos obtidos por outros químicos usando métodos de redução. 
Na França, Louis Nicolas Vauquelin (1763 - 1829) trabalhava com compostos orgânicos e com análise de 
compostos inorgânicos. Embora seus métodos não fossem tão rigorosos como os de Klaproth descobriu o 
metal cromo e uma "terra", a glicinia ou berilia, cujo metal só foi isolado muitos anos mais tarde. Na Inglaterra, 
William Hyde Wollaston (1766 - 1828), um médico versado em física e química, dedicou-se ao estudo das 
propriedades da platina, metal já conhecido desde 1750. Seus estudos levaram a descobrir, em 1803, o 
paládio e o rodio, encontrados como impurezas da platina. Um seu associado, Smithson Tennant (1761 - 
1815), que também estudava a platina, descobriu em 1804 dois novos elementos , o iridio e o osmio, em 
resíduos de dissolução de platina bruta com água régia. Na Rússia, Karl Karlovitch Klaus (1796 - 1864), um 
farmaceutico e químico, muito versado no estudo de metais semelhantes à platina, descobriu em 1844 o 
elemento rênio. 
1.2- Análise Volumétrica 
Os métodos da análise química chamada volumétrica, relativa às soluções, seus equipamentos de 
laboratório e técnicas associadas, começaram lentamente a evoluir a partir de 1750. Já em 1729 C.L. 
Geoffroy procurava determinar a "força" de vinagres indiretamente pesando a quantidade de álcali necessária 
para neutralizá-los. O ponto de neutralização era determinado pela cessação do ruído da reação ou pela 
ausência de efervescência. Nas décadas seguintes, essa prática de neutralização foi usada para estimar a 
força de ácidos fortes, como o nítrico. 
Também, em muitos casos, usava-se a mudança de cor de uma substância adicionada (indicador) 
como o tornassol, a curcuma e outras. Esses indicadores adquirem cor diferente ao se atingir o ponto de 
neutralização ácido-base. 
Os equipamentos de vidro utilizados, cilindros graduados, pipetas, buretas graduadas 
volumetricamente, foram inicialmente desenvolvidos entre 1782 e 1806. As medidas eram grosseiras e os 
resultados não muito confiáveis e não havia sido desenvolvida uma maneira de aferir os resultados usando-se 
soluções padrões. Análises volumétricas mais precisas começaram a surgir a partir de 1824 com o trabalho 
de Gay-Lussac sobre titulação quantitativa de ácidos e bases. Mas, somente a partir de 1850, observou-se 
uma popularização destes métodos de análise. 
 
 
 4 
Centro de Educação Tecnológica do Estado da Bahia 
Unidade de Camaçari 
Karl Friedrich Mohr (1806 - 1879), um farmacêutico muito interessado em química analítica, foi 
responsável por um número grande de aperfeiçoamentos dos equipamentos e métodos usados na análise 
gravimétrica e na volumétrica. Desenvolveu-se também o uso de substâncias padrões na alcalimetria (ácido 
oxálico) e o chamado sal de Mohr (sulfato ferroso amoniacal) na oxidimetria. Em 1855, publicou um livro 
intitulado Lehrbuch der chemisch-analytischen Tritiermethode ou Tratado do Método Titrimétrico de análise 
química.Nele, descreveu os métodos de análise volumétrica de soluções e propôs vários melhoramentos nos 
procedimentos de análise. Outros métodos de análise surgiram entre os quais um chamado de iodometria, 
introduzido por Bunsen a partir de 1853, para a determinação quantitativa de agentes oxidantes. 
1.3- Faraday e a Eletroquímica 
Michael Faraday, que fazia pesquisas em física e química, em 1833, passou a estudar a condução de 
eletricidade por soluções de sais em água e de sólidos, como o gelo, e por sais minerais fundidos. Chegou-se 
à conclusão que havia uma relação quantitativa entre a quantidade de uma substância decomposta e a 
quantidade de eletricidade que passava através da solução quando fazia sua eletrólise numa célula 
eletrolítica. Para medir a quantidade de eletricidade, foi desenvolvida uma célula eletrolítica especial que 
permitia recolher os gases que se desprendiam com a decomposição da água. Mostrou-se que a quantidade 
de eletricidade que liberava um grama de hidrogênio liberava também quantidades específicas de outras 
substâncias. Assim, para 1 grama de hidrogênio liberado, 8 gramas de oxigenio, 36 de cloro, 125 de iodo, 104 
de chumbo e 58 de estanho, eram liberados na eletrólise de seus respectivos compostos. Denominou tais 
quantidades de "equivalentes eletro-químicos". 
Berzelius, muito ativo no estudo de pesos atômicos, não entendeu o significado da descoberta de 
Faraday e a ignorou. A descoberta de Faraday, entretanto, 50 anos mais tarde, revelou-se de importância 
fundamental na determinaçãode pesos atômicos. Faraday com a colaboração de William Whewell (1794-
1866) estabeleceu a terminologia usada na eletroquimica- ânions, cátions, eletrodo, cátodo, eletrólito, etc., - 
de uso corrente. Com a atenção voltada para outros problemas de eletricidade, Faraday fez importantes 
descobertas como a indução magnética e ação do magnetismo sobre a luz. 
1.4- Métodos Instrumentais 
 
Os métodos instrumentais básicos da Química Analítica desenvolveram-se, consideravelmente, na 
segunda metade do século XIX à partir de 1875, embora as técnicas físicas já fossem conhecidas 
anteriormente. A produção de vidros ópticos de melhor qualidade permitiu, neste século, a aplicação mais 
freqüente de refratômetros, espectrômetros, polarímetros e microscópios, aos problemas de interesse 
químico. 
O espectrômetro, particularmente, sofreu muitos aperfeiçoamentos que permitiram fazer análise de 
elementos difíceis de serem estudados usando o método de queima de Bunsen. A química astronômica 
progrediu muito com o trabalho de um colega de Bunsen, Gustav Robert Kirchhoff (1824 - 1887), que em 
1859 enunciou suas leis da espectroscopia. Mostrou-se que um corpo incandescente emite um espectro 
contínuo de luz e que um corpo excitado produz um espectro com linhas brilhantes. Os gases aquecidos, 
quando submetidos à luz branca, absorvem as mesmas cores emitidas por seus vapores quando excitados. 
Usando essas leis Kirchoff e Bunsen descobriram vários elementos a partir de 1860. Os astrônomos com uso 
do espectrômetros passaram a determinar a composição química das estrelas. Os químicos passaram a 
utilizá-lo com freqüência nos seus estudos e nas suas análises. 
A utilização da luz em análise orgânica iniciou-se com a polarimetria. Esta técnica utiliza o fenômeno 
de polarização da luz , descoberta por Huygens, no século XVII. Jean Baptiste Biot (1774 - 1862), 
cristalógrafo francês, em 1813, descobriu que a luz, ao atravessar uma placa de quartzo ou alguns líquidos, 
tem seu plano de polarização girado. Verificou-se esse fenômeno com a essência de terebentina, alguns 
óleos naturais, como o de limão ou uma solução alcoólica de cânfora. 
 
 
 5 
Centro de Educação Tecnológica do Estado da Bahia 
Unidade de Camaçari 
 
A partir de 1828 foram feitos vários melhoramentos nos polarímetros. Passou-se a usar um prisma 
especial, invenção de William Nicol (1768 - 1851), para separar a luz polarizada incidente em dois feixes, e 
utilizou-se luz monocromática alguns anos mais tarde. O polarímetro tornou-se mais popular depois que se 
descobriu como usar luz branca introduzindo-se no caminho óptico uma cunha de quartzo compensadora. 
Como o açucares são opticamente ativos, o polarímetro passou a ser adotado na análise de alimentos, 
particularmente na determinação da sacarose, na indústria açucareira, a partir de 1860. O uso de luz 
polarizada se estendeu ao estudo do isomerismo óptico de compostos e complexos orgânicos, a partir de 
1891. 
Os avanços da Óptica levaram à melhoria dos microscópios, que, a partir de 1820, passaram a ser 
usados regularmente. Um dos responsáveis por estes avanços foi Ernst Abbe (1840 - 1905), um físico, que 
em 1872 desenvolveu um condensador de luz o qual fica na parte inferior da platina do microscópio. Também 
foi responsável, em 1886, pelo aperfeiçoamento do refratômetro, comumente usado em química orgânica. 
A análise eletroquímica que está baseada na eletrólise de soluções, a partir de 1865, passou a ser 
usada como método de análise química quantitativa. O. Wolcott Gibbs (1822 - 1908), a partir de 1864, 
descreveu métodos de determinação eletrolítica de metais. Determinou cobre, níquel, bismuto, prata, e por via 
indireta, a partir dos dióxidos, o manganês e o chumbo. Este processo de análise se tornou popular, tendo 
estudos mostrado a importância das diferenças de potencial usados na eletrodeposição. Também surgiram 
melhoramentos nos métodos usados: foram desenvolvidos eletrodos rotatórios e de telas metálicas, com 
excelentes resultados. 
Muitos desses avanços foram obtidos por Alexander Classen (1843 - 1934), na Alemanha, que 
publicou um livro sobre este tipo de análise, Handbuch des chemischen Analyse durch Electrolyse. Ao final do 
século XIX, uma variedade considerável de instrumentos e métodos tinham sido desenvolvida e eram 
regularmente usados em química analítica. Muitos deles, passaram a serem usados nas indústrias, 
principalmente nas de alimentos e de remédios. A evolução do uso foi também conseqüência da 
disponibilidade de excelentes instrumentos produzidos por indústrias especiais que surgiram e ainda hoje se 
mantém ativas. 
1.5- Legado nos Nossos Dias 
A alquimia medieval acabou fundando, com seus estudos sobre os metais, as bases da química 
moderna. Diversas novas substâncias foram descobertas pelos alquimistas, como o arsênico. Eles também 
deixaram como legado alguns procedimentos que usamos até hoje, como o famoso "banho-maria", devido à 
uma alquimista chamada Maria, a Judia. Ironia do destino, o desejo dos alquimistas de transmutar os metais 
tornou-se realidade nos nossos dias com a fissão e fusão nuclear. 
A psicologia moderna também incorporou muito da simbologia da alquimia. Carl Jung reexaminou a 
simbologia alquímica procurando mostrar o significado oculto destes símbolos e sua importância como um 
caminho espiritual. Mas com certeza a maior influência da alquimia foi nas chamadas ciências ocultas. Não há 
ramo do ocultismo ocidental que não tenha recebido alguma idéia da alquimia, e que não a referencie. 
Acima de tudo, a alquimia deixou para nós uma mensagem poderosa de busca pela perfeição. Em 
um mundo tomado pelo culto ao dinheiro, à aparência exterior, em que pouco o homem busca a si próprio e 
ao seu íntimo, as vozes dos antigos alquimistas aparecem como um chamado para que o homem reencontre 
seu lado espiritual e superior. 
 
 
 6 
Centro de Educação Tecnológica do Estado da Bahia 
Unidade de Camaçari 
2- Técnicas de Reações Analíticas 
A análise qualitativa é a parte de química analítica que se preocupa com a identificação dos 
constituintes de uma amostra, que pode ser de natureza mineral, vegetal ou animal. O procedimento para a 
identificação de uma espécie química consiste em provocar, na mesma, uma variação em suas propriedades, 
que possa ser facilmente observada e que corresponda com a constituição da dita substância. O agente que 
promove a variação, chama-se reagente, pois reage quimicamente com o produto que se deseja reconhecer. 
Pode-se trabalhar com o reagente dissolvido ou não em solução, logo existem dois tipos de ensaios: reações 
por via seca e reações por via úmida. 
As primeiras são aplicáveis a substâncias sólidas, e as últimas, a substâncias em solução. Os 
ensaios por via seca parecem ter perdido sua popularidade; no entanto, freqüentemente eles fornecem 
informações úteis num período de tempo comparativamente mais curto. 
A análise qualitativa pode ser conduzida em várias escalas. Em macroanálise, a quantidade de 
substâncias empregada é de 0,5- 1g e o volume de solução tomado para análise é cerca de 20 mL. Na 
chamada semimicroanálise, a quantidade usada para análise é reduzida por fator de 0,1- 0,05, isto é, para 
cerca de 0,05g e o volume de solução para cerca de 1 mL. Para microanálise o fator é da ordem de 0,01 ou 
menos. Não há uma linha nítida de demarcação entre semimicro e microanálise. A primeira é chamada 
análise por centigramas, e a última, análise por miligrama, mas estes termos, apenas, indicam as quantidades 
usadas em análise. Para uma análise de rotina, a escolha se situa entre semimicro e macroanálise. A maioria 
das reações por via seca pode ser usada com pequenas modificações para a semimicroanálise. São 
empregadas técnicas diferentes para reações por via úmida em macro, semimicro e microanálise. 
2.1- Reações por Via Seca 
Vários ensaios úteispodem ser conduzidos por via seca, isto é, sem dissolver a amostra. Esses 
ensaios, muitas vezes, são considerados etapas preliminares para a identificação das amostras em estudo 
2.1.1- Aquecimento 
Estes ensaios podem ser realizados em tubos fechados numa das extremidades (contendo ou não 
reagente) e em tubos abertos nas duas extremidades. O ensaio, utilizando o segundo tubo, é realizado 
quando se necessita de forte oxidação para a identificação da espécie desejada. O aquecimento da amostra 
(com ou sem reagente) presente em ambos, pode ocorrer uma sublimação ou o material pode fundir-se ou 
decompor-se, acompanhado de modificação na cor, ou desprender um gás que pode ser reconhecido por 
certas propriedades características. 
a) Formação de gases ou vapores incolores 
Introduzem-se duas tiras de papel de tornassol (azul e vermelho) previamente umedecidas próximo à 
abertura do tubo de ensaio que contém a amostra. 
1- Papel de tornassol vermelho passa para azul: amoníacos dos sais amoniacais (sulfato, cloreto, 
acetato) 
2- Papel de tornassol azul passa para vermelho: ácidos voláteis (acético, cianídricos e sulfídricos), ácido 
fluorídrico (corrosão do vidro) e gás carbônico (turvação da água de cal). 
3- Descoram o tornassol: gás sulfúrico de sulfitos (não alcalinos), alguns sulfatos, sulfetos, tiossulfatos 
(com sublimação do enxofre) 
4- Não agem sobre um tornassol: oxigênios dos peróxidos, cloratos, bromatos, iodatos, nitratos e outros 
(intensificam a combustão), condensam nas paredes dos tubos, água (gotas incolores) e mercúrio 
(gotas cinzentas) 
 
 
 7 
Centro de Educação Tecnológica do Estado da Bahia 
Unidade de Camaçari 
b) Formação de gases ou vapores coloridos 
1- Cloro: amarelo- esverdeado colore em violáceo a água alcalina de anilina 
2- Bromo: vermelho colore em azul a água de anilina 
3- Nitrosos: vermelhos colorem em azul a solução sulfúrica de difenilamina 
4- Iodo: roxo característico 
2.1.2- Ensaios do Maçarico de Sopro 
Utiliza-se para estes ensaios uma chama de um bico de Bunsen. Ele é efetuado numa cavidade na 
superfície do bloco de carvão, sendo a amostra em exame misturada com carbonato de sódio e umedecida 
para formar uma pasta queimada na chama redutora (interna, azul), sobre a superfície de carvão vegetal. O 
carvão além de servir como suporte, participa da reação exercendo a ação redutora ao queimar-se. 
As reações que se passam podem ser exemplificadas com a análise do acetato de chumbo (Pb(Ac)2): 
2 2 3 2 3 2 2 2( ) 4 4 3Pb Ac Na CO O PbCO Na O CO H O+ + → + + ↑ + 
A água e o gás carbônico formados evoluem pelo aquecimento; o óxido de sódio (Na2O) infiltra-se no 
carvão e o carbonato de chumbo (PbCO3) é transformado em óxido: 
0
3 2PbCO C PbO CO+ → + ↑ 
Parte deste óxido chumbo (PbCO3) fica na superfície do carvão, nas vizinhanças do ensaio; a porção 
restante é reduzida ao metal (Pb): 
0 0
22 2PbO C Pb CO+ → + ↑ 
2.1.3- Ensaios da chama 
Os compostos de certos metais são volatilizados na chama de Bunsen, comunicando-lhe cores 
características. Os cloretos estão entre os compostos mais voláteis. O ensaio é conduzido com a imersão de 
um fio de platina em ácido clorídrico concentrado e numa porção da amostra em exame, ou seja os cloretos 
são preparados in situ, em seguida esse mesmo fio umedecido é levado à chama. A tabela abaixo mostra as 
cores de diferentes metais. 
 Tabela 1: Coloração da chama 
Observação Inferência 
Chama amarelo- dourada persistente Na 
Chama violeta ou lilás (cor carmesim através do vidro de azul de 
cobalto) 
K 
Chama vermelho- tijolo (vermelha amarelada) Ca 
Chama carmesim Sr 
Chama verde amarelada Ba 
Chama azul-pálida (fio lentamente corroído) Pb, As, Sb, Bi, Cu 
 
A chama de sódio mascara a de outros elementos como, por exemplo, a do potássio. As misturas 
podem ser detectadas rapidamente com um espectroscópio de visão direta. Um método mais simples é 
observar a chama através de duas espessuras de vidro de azul de cobalto, onde a coloração amarela devida 
ao sódio é mascarada ou absorvida; a coloração devida ao potássio aparece, então, carmesim. 
 
 
 8 
Centro de Educação Tecnológica do Estado da Bahia 
Unidade de Camaçari 
2.1.4- Ensaios com pérolas 
As pérolas comumente usadas nos ensaios por via seca são as de bórax ou de sal de fósforo. 
 
a) Pérolas de Bórax 
O bórax cristalizado, Na2B4O7.10H2O, levado à chama oxidante1 por meio de um fio de platina, funde 
a princípio em sua água de cristalização, dando uma massa branca intumescida (bórax calcinado) 
2 4 7 2 2 2 4 7.10 10Na B O H O H O Na B O
∆
→ + 
Continuando o aquecimento entra em fusão ígnea e deixa, pelo esfriamento, uma massa vítrea (bórax 
fundido), que tem o aspecto de uma pérola transparente. 
Aquecendo-se, até fusão, a pérola transparente de bórax com os óxidos metálicos (ou compostos 
susceptíveis de dar óxidos metálicos) nas regiões de oxidação e de redução de uma chama, obtêm-se 
boratos coloridos ou incolores, utilizados na caracterização dos respectivos metais. 
No item 4, referente a classificação dos cátions, será abordado esse ensaio para alguns cátions. 
 
b) Pérola de Sal de Fósforo 
O sal de fósforo (Na(NH4)HPO4.4H2O) aquecido num fio de platina, funde em água de cristalização e 
se transforma em uma pérola transparente de metafosfato de sódio (NaPO3). 
4 4 2 2 3 3( ) .4 5Na NH HPO H O H O NH NaPO→ + ↑ + 
A pérola de sal de fósforo tem a propriedade (como o bórax) de verificar os óxidos metálicos, dando 
origem a fosfatos de colorações características, ou incolores, que identificam o metal. 
O bórax é mais usado porque adere melhor ao fio de platina, facilitando, a análise. Há pérolas que 
são mais nítidas com o sal de fósforo (molibdênio, tungstênio) e outras com o bórax (cério, vanádio). Em geral 
as colorações das pérolas são semelhantes. 
2.2- Ensaios Por Via Úmida 
Investigações preliminares são realizadas antes de se realizar estes ensaios. São observações 
válidas para as etapas subseqüentes de investigação das amostras: 
1- Observar a cor, odor e qualquer propriedade física especial 
2- Observar a reação ao papel de tornassol. 
a) A solução é neutra: estão ausentes os ácidos livres, bases livres, sais ácidos e sais que apresentam 
uma reação ácida ou alcalina, devido à hidrólise. 
b) A solução apresenta reação alcalina: isso pode ser devido a hidróxidos dos metais alcalinos e 
alcalino- terrosos, carbonatos, sulfetos, hipocloritos e peróxidos de metais alcalinos etc. 
c) A solução apresenta reação ácida: pode ser causada por ácidos livres, sais ácidos, sais que 
produzem uma reação ácida, devido à hidrólise, ou uma solução de sais em ácidos. 
3- Evaporar a solução à secura e observar a cor e aspecto do resíduo. Se não houver resíduo, apenas as 
substâncias voláteis podem estar presentes, tais como: dióxido de carbono, amônia, dióxido de enxofre, gás 
sulfídrico, ácido clorídrico, bromídrico e iodídrico, ácido fluorídrico, ácido nítrico ou sais de amônio. 
 
1
 Zona de fusão: externa, ao lado da chama azul interna 
 
 
 9 
Centro de Educação Tecnológica do Estado da Bahia 
Unidade de Camaçari 
Após a etapa preliminar, percebe-se que a adição de um reagente a solução que contém a amostra 
em estudo leva a formação de um precipitado, por desprendimento de gás, ou por mudança de cor. A maioria 
das reações de análise qualitativa é conduzida por via úmida; maiores detalhes serão dados nos itens 
seguintes. 
3- Análise Funcional e Sistemática 
A análise funcional e sistemática de uma solução deve ser iniciada pelos ensaios preliminares, 
seguida de ensaios para ânions e separação e identificação dos cátions presentes. Essa identificação é feita 
com a adição de reagentes específicos (ácido clorídrico, gás sulfídrico, amônia,sulfeto de amônio ou 
carbonato de amônio) que promoverá a formação de precipitados e em seguida eles são analisados. Os 
grupos de cátions são classificados de acordo com a adição desses reagentes específicos. A classificação 
dos ânions, adotada por Arthur Vogel, envolve a identificação por produtos voláteis obtidos por tratamento 
com ácidos e os que dependem de reações em solução. Este procedimento é chamado de ensaio. 
O estudo da análise sistemática será iniciado através do estudo de cátions e ânions no que consistem 
suas classificações e reações. Serão discutidos os procedimentos de como tratar os produtos de cada reação 
no que tange diferenciação entre os cátions e ânions: quais os reagentes que distingue um cátion de um 
mesmo grupo e quais procedimentos e/ ou ensaios distinguem os ânions. Na classificação ainda dos ânions 
estão presentes as reações que compõe os ensaios confirmatórios para ânions. 
4- Classificação dos Cátions (íons metálicos) em Grupos Analíticos 
Para fins de análise qualitativa sistemática, os cátions são classificados em cinco grupos, tomando-se 
por base sua peculiaridade a determinados reagentes, ou seja, os íons de comportamento análogo são 
reunidos dentro de um grupo. Os reagentes usados para a classificação dos cátions mais comuns são o ácido 
clorídrico, o ácido sulfídrico (sulfeto de hidrogênio), o sulfeto de amônio e o carbonato de amônio. A 
classificação baseia-se no modo como os cátions reagem a tais reagentes pela formação ou não de 
precipitados. 
Os cincos grupos e suas características são, como se segue: 
Grupo I Classificação dos Cátions (íons metálicos) em Grupos Analíticos : Os cátions deste 
grupo formam precipitados com ácido clorídrico diluído. Os íons deste grupo são: chumbo (Pb2+), mercúrio (I) 
(Hg22+), e prata (Ag+). 
Grupo II: Os cátions deste grupo não reagem com ácido clorídrico, mas formam precipitados com ácido 
sulfídrico em meio ácido mineral diluído. Os íons deste grupo são: mercúrio (II) (Hg2+), cobre (Cu2+), bismuto 
(Bi3+), cádmio (Cd2+), arsênio (III) (As3+), arsênio (V) (As5+), antimônio (III) (Sb3+), antimônio (V) (Sb5+), 
estanho (II) (Sn2+), estanho (III) (Sn3+) e estanho (IV) (Sn4+). Os quatro primeiros formam o subgrupo II.A, e os 
seis últimos, o subgrupo II.B. Enquanto os sulfetos dos cátions do grupo II.A são insolúveis em polissulfeto de 
amônio, os do grupo II.B são solúveis. 
Grupo III: Os cátions deste grupo não reagem nem com ácido clorídrico e nem com ácido sulfídrico em meio 
ácido mineral diluído. Todavia, formam precipitados com sulfeto de amônio em meio neutro ou amoniacal. Os 
cátions deste grupo são: cobalto (II) (Co2+), níquel (II) (Ni2+), ferro (II) (Fe2+), ferro (III) (Fe3+), cromo (III) 
(Cr3+), alumínio (Al3+), zinco (Zn2+) e manganês (II) (Mn2+). 
Curiosidade: Vaitsman e Olymar classificam os cátions que não estão em negrito em grupo III e os em negrito 
em grupo IV. A solução que contém o primeiro grupo, após acidificada com HCl conc. é aquecida com cloreto 
de amônia (sólido) e hidróxido de amônio conc., formando hidróxidos. A solução que contém o segundo grupo 
tradada com ádico sulfídrico leva a formação de sulfetos. 
 
 
 10 
Centro de Educação Tecnológica do Estado da Bahia 
Unidade de Camaçari 
Grupo IV: Os cátions deste grupo não reagem nem com reagentes do grupo I, nem do II, nem do III. Eles 
formam precipitados com carbonato de amônio na presença de cloreto de amônio em meio neutro ou 
levemente ácido. Os cátions deste grupo são: cálcio (Ca2+), estrôncio (Sr2+) e bário (Ba2+). 
Grupo V: Os cátions comuns, que não reagem com nenhum dos reagentes dos grupos anteriores, formam o 
último grupo, que inclui os íons magnésio (Mg2+), sódio (Na+), potássio (K+), amônio (NH4+), lítio (Li+) e 
hidrogênio (H+). 
 
O sistema de grupo de cátions pode ser estendido para satisfazer a inclusão de íons menos comuns, 
como o tungstênio, molibdênio, titânio, vanádio e berílio que têm importantes aplicações industriais. São 
denominados íons menos comuns ou mais raros devido sua análise qualitativa de rotina ser menos comum. 
Logo, nosso estudo se restringirá apenas aos cátions que ocorrem com mais freqüência nas amostras 
comuns. Sendo que serão estudadas apenas as reações mais importantes de um número limitado de cátions. 
4.1- Primeiro Grupo de Cátions 
Chumbo (II), Mercúrio (I) e Prata (I) 
Reagente do grupo: ácido clorídrico diluído 2M 
Reação do grupo: precipitado branco de cloreto de chumbo (PbCl2), cloreto de mercúrio (I) (Hg2Cl2) e cloreto 
de prata (AgCl). 
4.1.1- Chumbo, Pb: características analíticas do Pb2+. 
O chumbo é um metal cinza azulado com uma alta densidade (11,48 g mL-1). Dissolve-se facilmente 
em solução de concentração média de ácido nítrico (8M), produzindo os íons chumbo (II). 
 
Para o estudo das reações, podem ser utilizadas as soluções de nitrato de chumbo ou acetato de 
chumbo, ambas são fontes dos íons chumbo (II). As principais reações: 
 
1- Ácido clorídrico diluído (ou cloretos solúveis): forma-se um precipitado branco (cloreto de chumbo) em 
solução fria e não muito diluída. 
Pb2+ Cl- PbCl2+ 2
 
O precipitado pode ser tratado com água quente na qual apresenta uma certa solubilidade (33,4 g L-1 
a 100ºC contra 9,9 g L-1 a 20ºC). Ele é também solúvel em ácido clorídrico concentrado ou cloreto de potássio 
concentrado, formando íons tetracloroplumbato (II) ([PbCl4]2-). Se o precipitado for lavado por decantação e se 
adicionar amônia diluída, não se observará qualquer alteração (diferença dos íons mercúrio (I) ou prata), 
embora ocorra uma reação de precipitação concorrente, formando-se o hidróxido de chumbo. 
 
2- Ácido sulfúrico diluído (ou sulfatos solúveis): forma-se um precipitado branco de sulfato de chumbo. 
 
Pb2+ SO4
2-
 PbSO4+
 
 
 
 
 
 11 
Centro de Educação Tecnológica do Estado da Bahia 
Unidade de Camaçari 
 
O precipitado é insolúvel em excesso de reagente. A quente, ele é solúvel em ácido sulfúrico 
concentrado formando o hidrogenossulfato de chumbo (HSO4-). O sulfato de chumbo é também solúvel em 
soluções concentradas de acetato de amônio 10M ou tartarato de amônio 6M, na presença de amônia, 
formando os íons tetracetatoplumbato (II) ([Pb(CH3COO)4]2-) e ditartaroplumbato (II) ([Pb(C4H4O6)2]2-). Na 
presença de carbonato de sódio, ele é convertido em carbonato de chumbo. 
 
3- Cromato de potássio em solução neutra de ácido acético ou de amônia: forma-se um precipitado amarelo 
de cromato de chumbo. 
Pb2+ CrO4
2-
 PbCrO4+
 
Ele é dissolvido em ácido nítrico ou hidróxido de sódio. 
 
4- Iodeto de potássio: precipitado amarelo de iodeto de chumbo. 
Pb2+ I- PbI2+ 2 
 
A solução mais concentrada de iodeto de potássio (6M) dissolve o precipitado e forma íons 
tetraiodoplumbato (II) ([PbI4]2-). Ele é moderadamente solúvel em água fervente, dando uma solução incolor, 
da qual se separa por resfriamento, formando lâminas amarelo- douradas. 
 
5- Ensaios por via seca: Ensaios do maçarico de sopro: quando um sal de chumbo é aquecido na presença 
de um carbonato alcalino sobre carvão vegetal, obtém-se uma pérola maleável de chumbo (que é mole e 
marcará o papel) circundada por uma incrustação amarela de monóxido de chumbo. 
 
Os produtos de análise: Ligas metálicas (solda, fusíveis, projéteis), canos, munição, baterias, minérios 
(galena- PbS, cerusita- PbCO3, anglesita- PbSO4), inseticidas, vernizes, esmaltes, tintas (zarcão), 
antidetonante da gasolina [Pb(C2H5)44-], recobrimento de cabos telefônicos, chapas contra radiações... 
4.1.2- Mercúrio, Hg: características analíticas do (Hg22+). 
 
O mercúrio é um metal branco prateado, líquido nas temperaturas normais e apresenta um peso 
específico de 13,534 g mL-1 a 25ºC. Não é atacado pelo ácido clorídrico oupelo ácido sulfúrico 2M, mas 
reage prontamente com o ácido nítrico. A frio e em concentração média de ácido nítrico (8M), com um 
excesso de mercúrio produz íons mercúrio (I) e com excesso de ácido nítrico concentrado a quente, formam-
se íons de mercúrio (II). O ácido sulfúrico concentrado, a quente, também dissolve o mercúrio. Se o mercúrio 
estiver em excesso, serão obtidos íons mercúrio (I) e se o ácido estiver em excesso, serão os íons mercúrio 
(II). 
 
Para o estudo das reações, pode ser utilizada a solução de nitrato de mercúrio (I), fonte dos íons 
mercúrio (I). As principais reações: 
 
 
 
 12 
Centro de Educação Tecnológica do Estado da Bahia 
Unidade de Camaçari 
1-Ácido clorídrico diluído (ou cloretos solúveis): Precipitado branco de cloreto de mercúrio (I) calomelano. 
Hg2
2+
 Cl- Hg2Cl2+ 2 
 
O precipitado é insolúvel em ácidos diluídos, porém solúvel em água régia (HNO3/HCl: 1/3) formando 
o cloreto de mercúrio (II). Comparando o comportamento do cloreto de chumbo, visto na seção anterior, com 
o cloreto de mercúrio (I) em solução de amônia são observadas alterações (diferenças dos íons mercúrio (I), 
chumbo (II) e prata (I)). Isso é devido a conversão do precipitado numa mistura de amido- cloreto de mercúrio 
(II) e mercúrio metálico, formando dois precipitados insolúveis. O nome calomelano é de origem grega, que 
significa preto bonito, e se deve a mistura proveniente da dissolução do cloreto de mercúrio (I) em amônia. 
 
O aminocloreto de mercúrio (II) é um precipitado branco, mas o mercúrio finamente dividido o torna 
preto brilhante. 
 
2-Solução de amônia: precipitado preto que é uma mistura de mercúrio metálico e amidonitrato básico de 
mercúrio (II), que é ele mesmo um precipitado branco. 
Hg2
2+
 NO3
-
 NH3 H2O HgO.Hg Hg NH4
+2 + + 4 + + 2 + 3
NH2
NO3
 
Essa reação pode ser utilizada para diferenciar os íons mercúrio (I) e mercúrio (II). 
 
3- Cloreto de estanho (II): reduz os íons mercúrio (I) a mercúrio metálico, apresentando-se sob a forma de um 
precipitado preto acinzentado. 
Hg2
2+
 Sn2+ Hg Sn4++ 2 +
 
Os íons mercúrio (II) reagem de modo semelhante. 
 
Os produtos de análise: Minérios (cinábrio- HgS), amálgamas (Hg- Cd “odontologia”), tubos fluorescentes, 
lâmpadas ultravioleta, tintas submarinas (HgO), produtos farmacêuticos, inseticidas, detonadores 
(Hg(CNO)2)... 
4.1.3- Prata, Ag: características analíticas do Ag+. 
A prata é um metal branco, maleável e ductil. Apresenta um elevado peso específico (10,5 g.mL-1) e 
funde a 960,5ºC. É insolúvel em ácido clorídrico, sulfúrico diluído (1M) e nítrico diluído (2M). Dissolve-se em 
ácidos mais concentrados, tais como: ácido nítrico (8M) ou em ácido sulfúrico concentrado a quente. A prata 
em solução forma íons monovalentes incolores. 
Para o estudo das reações, pode ser utilizada a solução de nitrato de prata, fonte dos íons prata (I). 
As principais reações: 
 
 
 
 13 
Centro de Educação Tecnológica do Estado da Bahia 
Unidade de Camaçari 
1- Ácido clorídrico diluído (ou cloretos solúveis): Precipitado branco de cloreto de prata 
Ag+ Cl- AgCl+
 
Na presença de ácido clorídrico concentrado, amônia diluída, cianeto de potássio e tiossulfato de 
sódio o precipitado é dissolvido, formando os respectivos íons complexos: dicloroargentato ([AgCl2]-, 
diaminoargentato ([Ag(NH3)2]+), dicianoargentato (Ag(CN)2]- e ditiossulfatoargentato (Ag(S2O3)2]3-. A reação 
de formação desse último complexo ocorre na fixação de negativos fotográficos ou positivos, após a 
revelação. A fixação compreende a retirada do excesso de cloreto de prata ou outro halogeneto de prata, que 
não foi decomposto pela luz solar ou radiação ultravioleta em prata metálica, tornando o negativo revelado 
insensível à luz. 
 
2- Iodeto de potássio: precipitado amarelo de iodeto de prata. 
Ag+ I- AgI+
 
O precipitado é insolúvel em amônia diluída ou concentrada, mas dissolve-se rapidamente em cianeto 
de potássio e em tiossulfato de sódio, formando íons complexos. 
 
3- Cromato de potássio em solução neutra: Precipitado vermelho de cromato de prata. 
Ag+ CrO4
2-
 Ag2CrO42 +
 
O precipitado é solúvel em ácido nítrico diluído e em solução de amônia, sendo que nesta última 
forma-se íon complexo. A solução acidificada torna-se laranja pela formação de íons dicromato (Cr2O72-) na 
reação. 
 
4- Ensaio por via seca (ensaio do maçarico de sopro): quando um sal de prata é aquecido com um carbonato 
alcalino sobre carvão, forma-se uma pérola branca, maleável, sem qualquer incrustação de óxido, facilmente 
solúvel em ácido nítrico. A solução é imediatamente precipitada pelo ácido clorídrico diluído, porém o ácido 
sulfúrico bastante diluído não produz o mesmo efeito (diferença do chumbo). 
 
Produtos de análise: Minérios (argentita- Ag2S, pirargirita- Ag3SbS3, prata- córnea- AgCl, proustita- 
Ag3AsS3), objetos de joalheria, aparelhos elétricos (relés), moedas, espelhos, indústria fotográfica (filmes), 
resíduos da calcinação de piritas e da purificação do chumbo e cobre (barro- eletrolítico)... 
4.2- Segundo Grupo de Cátions 
Os íons deste grupo são: mercúrio (II), chumbo (II), bismuto (III),cobre (II), cádmio (II), arsênio (III) e (V), 
antimônio (III) e (V), estanho (II) e (IV). 
 
Reagente do grupo: sulfeto de hidrogênio (gás ou solução aquosa saturada). 
 
 
 
 14 
Centro de Educação Tecnológica do Estado da Bahia 
Unidade de Camaçari 
Reação do grupo: precipitados de cores diferentes; sulfeto de mercúrio (II) HgS (preto), sulfeto de chumbo (II) 
PbS (preto), sulfeto de cobre (II) CuS (preto), sulfeto de cádmio CdS (amarelo), sulfeto de bismuto (III) Bi2S3 
(marrom), sulfeto de arsênio (III) As2S3 (amarelo), sulfeto de arsênio (V) (amarelo), sulfeto de antimônio (III) 
Sb2S3 (laranja), sulfeto de antimônio (V) (laranja), sulfeto de estanho (II) SnS (marrom) e sulfeto de estanho 
(IV) SnS2 (amarelo). 
 
4.2.1- Mercúrio, Hg- Mercúrio (II) 
As propriedades físico- químicas mais importantes desse metal foram descritas no item 4.1.2. 
 
Para o estudo das reações, pode ser utilizada a solução diluída de nitrato de mercúrio (II), fonte dos 
íons mercúrio (II). As principais reações: 
 
1- Sulfeto de hidrogênio (gás sulfídrico ou solução aquosa saturada). 
Na presença de ácido clorídrico diluído, forma-se de início um precipitado branco de clorossulfeto de 
mercúrio (II) (reação 1), que se decompõe por adição de novas quantidades de sulfeto de hidrogênio, 
formando-se um precipitado preto de sulfeto de mercúrio (II) (reação 2): 
Hg2+ Cl- H2S Hg3S2Cl2 H
+
 
H3S2Cl2 H2S HgS H
+
 Cl-
3 + 2 + 2 + 4 (Reação 1)
+ 3 + 2 + 2 (Reação 2)
 
 
O precipitado formado é insolúvel em água, ácido nítrico diluído a frio e a quente, hidróxidos alcalinos 
e no sulfeto ou polissulfeto de amônio. Ele é solúvel em sulfeto de sódio (2M) formando os íons complexos 
dissulfomercurato (II) ([HgS2]2-). Esses íons complexos são convertidos novamente em sulfeto de mercúrio (II) 
com a adição de cloreto amônio. O precipitado é também solúvel em água régia (HCl:HNO3/3:1). 
 
2- Hidróxido de sódio, quando adicionado em pequenas quantidades: precipitado vermelho pardacento com 
composição variada; se a adição for estequiométrica, a cor do precipitado muda para amarela, devido à 
formação do óxido de mercúrio (II): 
Hg2+ OH- HgO H2O+ 2+
 
O precipitado é insolúvel em excesso de hidróxido de sódio e solúvel em ácidos. Essa reação é 
característica para íons mercúrio (II) e pode ser utilizada para diferenciar o mercúrio (II) do mercúrio (I). 
 
3- Cloreto de estanho (II), quando adicionado em quantidades moderadas: precipitado branco acetinado de 
cloreto de mercúrio (I) (calomelano): 
 
Hg2+ Sn2+ Cl- Hg2Cl2 Sn
4+2 + + 2 +
 
 
 
 
 
 15 
Centro de Educação Tecnológica do Estado da Bahia 
Unidade de Camaçari 
 
Essa reação é muito utilizada para remover o excesso de íons estanho (II), empregada na redução 
preliminar, em titulações de óxido- redução. Se for adicionado mais reagente, prosseguirá a redução do 
cloreto de mercúrio (I) á sua forma elementar, preto. 
Hg2Cl2 Sn
2+
 Hg Sn4+ Cl- + 2 + + 2 
 
 
4- Ensaio por via seca: todos os compostos de mercúrio, independentemente de sua valência, produzem 
mercúrio metálico, quando aquecidos na presença de um excesso de carbonato de sódio anidro. 
4.2.2- Bismuto, Bi 
O bismuto é um metal quebradiço, cristalino e de coloração branca avermelhada. Funde a 271,5ºC. 
Ele é insolúvel em ácido clorídrico, devido a seu potencial normal (0,2V)2 e solúvel em ácidos oxidantes, tais 
como ácido nítrico concentrado, água - régia e ácido sulfúrico concentrado a quente. O bismuto forma íons 
trivalentes e pentavalentes. O mais comum é o trivalente, Bi3+. O hidróxido, Bi(OH)3, é uma base fraca; 
portanto, os sais de bismuto hidrolisam-se rapidamente, de acordo com a seguinte reação: 
Bi3+ H2O BiO
+
 H++ + 2
 
O íon bismutila, BiO+, forma sais insolúveis, como o cloreto de bismutila, BiOCl, com a maioria dos 
íons. Se desejarmos manter o bismuto em solução, devemos acidificar a solução, quando o equilíbrio acima 
se desloca para a esquerda. 
O bismuto pentavalente forma o íon bismutato, BiO3-. A maioria de seus sais é insolúvel em água. 
Para o estudo das reações, pode ser utilizada a solução de nitrato de bismuto (III), fonte dos íons 
Bismuto (III). As principais reações: 
 
1- Sulfeto de hidrogênio (gás sulfídrico ou solução aquosa saturada): precipitado preto de sulfeto de bismuto 
Bi3+ H2S Bi2S3 H
+
+ + 6
 
O precipitado é insolúvel em ácidos diluídos a frio e em sulfeto de amônio, e solúvel nos ácidos nítrico 
diluído e clorídrico concentrado, ambos a quente. 
 
2- Solução de amônia: sal básico, branco, de composição variável 
Bi3+ NO3
-
 NH3 H2O Bi(OH)2NO3 NH4++ + 2 + 2 + 2
 
O precipitado é insolúvel em excesso de reagente (diferente do cobre ou cádmio). 
 
2
 Potencial de eletrodo padrão. Os metais que apresentam potencial normal negativo deslocarão o hidrogênio e poderão, portanto, 
ser dissolvidos por ácidos com liberação de hidrogênio; aqueles com potencial normal positivo somente poderão ser dissolvidos por 
ácidos oxidantes. Esses valores compõem a série eletroquímica dos metais que são apresentados em tabelas. 
 
 
 16 
Centro de Educação Tecnológica do Estado da Bahia 
Unidade de Camaçari 
 
3- Tetrahidroxiestanato (II) de sódio, (0,125M, recém- preparado): em solução a frio, reduz os íons bismuto 
(III) a bismuto metálico, que se separa sob a forma de um precipitado preto. 
O hidróxido existente nos reagentes reage com íons bismuto (III) (reação 1). O hidróxido de bismuto 
(III) formado é então reduzido pelos íons tetrahidroxiestanato (II), produzindo bismuto metálico e íons 
hexahidroxiestanato (IV) (reação 2). 
Bi3+ OH- Bi(OH)3+ 3 (Reação 1)
 
Bi(OH)3 [Sn(OH)4]2- Bi [Sn(OH)6]2-2 + 3 2 + 3 (Reação 2)
 
O reagente deve ser recém- preparado e o ensaio deve ser realizado a frio. Ele decompõe-se 
lentamente, formando um precipitado preto de estanho metálico: 
[Sn(OH)4]2- Sn [Sn(OH)6]2- OH-2 + + 2 
 
O estanho é tetravalente no íon hexahidroxiestanato (IV). O aquecimento acelera a decomposição. 
 
4- Água 
Quando uma solução de um sal de bismuto é colocada num grande volume de água, forma-se um 
precipitado branco do sal básico correspondente, o qual é solúvel em ácidos minerais diluídos, mas é 
insolúvel em ácido tartárico (distinção do antimônio) e hidróxidos (distinção do estanho): 
Bi3+ NO3
-
 H2O BiO(NO3) H++ + + 2
 
Bi3+ Cl- H2O BiO.Cl H
+
+ + + 2
 
 
Produtos de análise: Minérios (bismutina- Bi2S3, bismita- Bi2O3), ligas com Sn.Cd.Pb, perlas artificiais 
(BiOCl)... 
4.2.3- Cobre, Cu 
O cobre é um metal vermelho- pálido, macio, maleável e dúctil. Funde a 1038ºC. Devido a seu 
potencial normal ser positivo (+0,34V para o par Cu/Cu2+), é insolúvel em ácido clorídrico e ácido sulfúrico 
diluído, embora na presença de oxigênio possa ocorrer alguma solubilização. O ácido nítrico, medianamente 
concentrado (8M), ácido sulfúrico concentrado a quente e água régia dissolvem rapidamente o cobre. 
Existem duas séries de compostos de cobre. Os compostos de cobre (I) são derivados de óxidos de 
cobre (I) vermelho, Cu2O e contém íons cobre (I), Cu+. Tais compostos são incolores, a maioria dos sais de 
cobre (I) é insolúvel em água e seu comportamento geralmente assemelha-se ao dos compostos de prata (I). 
Eles se oxidam rapidamente a compostos de cobre (II), que são provenientes do óxido de cobre (II) preto, 
CuO. 
 
 
 17 
Centro de Educação Tecnológica do Estado da Bahia 
Unidade de Camaçari 
Os compostos de cobre (II) contêm os íons cobre (II), Cu2+.Os sais de cobre (II) são geralmente azuis, 
tanto no estado sólido hidratado como em soluções aquosas diluídas. A coloração é, na verdade, 
característica dos íons tetraquocuprato (II), [Cu(H2O)4]2+. Os sais anidros de cobre (II), tais como sulfato de 
cobre (II) anidro, CuSO4, são brancos ou levemente amarelados. Na prática, somente os íons cobre (II) são 
importantes, portanto, apenas suas reações serão consideradas. 
 
Para o estudo das reações, pode ser utilizada a solução de sulfato de cobre (II), fonte dos íons cobre 
(II). As principais reações: 
 
1- Sulfeto de Hidrogênio (gás sulfídrico ou solução aquosa saturada): precipitado preto de sulfeto de cobre 
(II): 
Cu2+ H2S CuS H
+
+ + 6
 
O precipitado é insolúvel em ácido sulfúrico diluído (1M) fervente (diferença do cádmio), em hidróxido 
de sódio, sulfeto de sódio e em sulfeto de amônio, e só é ligeiramente solúvel em polissulfetos. 
 
O ácido nítrico concentrado a quente dissolve o sulfeto de cobre (II), liberando o enxofre em forma de 
um precipitado branco. Quando fervido por mais tempo, o enxofre é oxidado a ácido sulfúrico e obtém-se uma 
solução límpida azul. O precipitado é também solubilizado em solução de cianeto de potássio formando os 
íons tetracianocuprato (I) ([Cu(CN4)]3-) e dissulfeto (S22-) incolores. 
 
Quando exposto ao ar, no estado úmido, o sulfeto de cobre (II) tende a oxidar-se a sulfato de cobre 
(II) (CuSO4) tornando-se solúvel. Neste processo, há uma considerável liberação de calor. Um papel de filtro, 
contendo sulfeto de cobre (II), jamais deve serjogado em qualquer cesta de lixo que contenha papéis ou 
outras substâncias inflamáveis, devendo-se, em primeiro lugar, lavá-lo com água corrente. 
 
2- Solução de Amônia, quando escassamente adicionada: precipitado azul de um sal básico (sulfato básico 
de cobre): 
Cu2+ SO4
2-
 NH3 H2O Cu(OH)2.CuSO4 NH4+2 + + 2 + 2 + 2
 
O precipitado é solúvel em excesso de reagente, obtendo-se uma coloração azul intensa, devido à 
formação de íons complexos tetraminocuprato (II) ([Cu(NH3)4]2+). Se a solução contém sais de amônio, não 
ocorre a precipitação, mas, de qualquer forma, aparece uma coloração azul. 
A reação é característica para íons cobre (II) na ausência de níquel. 
 
3- Hidróxido de Sódio em Solução a Frio: precipitado azul de hidróxido de cobre (II): 
Cu2+ OH- Cu(OH)2+ 2 
 
O precipitado é insolúvel em excesso de reagente. Quando aquecido, ele se converte em óxido de 
cobre (II) (CuO) preto, por desidratação. 
 
 
 18 
Centro de Educação Tecnológica do Estado da Bahia 
Unidade de Camaçari 
Na presença de solução de ácido tartárico (HOOC.[CH(OH)]2COOH) ou ácido cítrico 
(HOOC.CH2.C(OH)CO2H.CH2.COOH.H2O), o hidróxido de cobre (II) não é precipitado por soluções de álcalis 
cáusticos, mas a solução adquire uma forte coloração azul. Se a solução alcalina for tratada com certos 
agentes redutores, tais como hidroxilamina, hidrazina, glucose e acetaldeído, forma-se um precipitado 
amarelo de hidróxido de cobre (I) por aquecimento e é convertido em óxido de cobre (I) vermelho (Cu2O), por 
ebulição. A solução alcalina do sal de cobre (II), contendo ácido tartárico é conhecida como reagente de 
Fehling; contém o íon complexo [Cu(COO.CHO)]2-. 
 
4- Cianeto de Potássio: quando adicionado moderadamente, forma, de início, um precipitado amarelo de 
cianeto de cobre (II). 
 
Cu2+ CN- Cu(CN)2+ 2 
 
Que se decompõe rapidamente em cianeto de cobre (I) branco e cianogênio (gás extremamente 
venenoso) 
 
Cu(CN)2 CuCN (CN)22 2 + 
 
Em excesso de reagente, o precipitado dissolve-se, formando o complexo incolor de 
tetracianocuprato (I) ([Cu(CN)4]3-). Esse complexo formado apresenta uma alta estabilidade que pode ser 
comprovada na presença do gás sulfídrico. Nessa situação, o precipitado de sulfeto de cobre (I) não é 
formado devido à baixa quantidade de íons cobre (I). 
 
5- Hexacianoferrato (II) de Potássio: Precipitado marrom avermelhado de hexacianoferrato (II) de cobre em 
meio neutro ou ácido: 
Cu2+ [Fe(CN)6]4- Cu2[Fe(CN)6] 2 + 
 
O precipitado é solúvel em amônia, formando-se íons complexo de tetramina de cobre ([Cu(NH3)4]2+), 
coloração azul- escura e ele é decomposto pelo hidróxido de sódio, formando-se o hidróxido de cobre (II) 
(Cu(OH)2), azul. 
 
6- Ferro: se um prego de ferro ou uma lâmina de canivetes limpos forem imersos numa solução de um sal de 
cobre, obtém-se um depósito vermelho de cobre e uma quantidade equivalente de ferro se dissolve. O 
potencial de eletrodo do cobre, mais precisamente o sistema cobre- cobre (II), é mais positivo que o ferro ou 
sistema ferro- ferro (II). 
 
Cu2+ Fe Fe2+ Cu+ + 
 
 
 
 
 19 
Centro de Educação Tecnológica do Estado da Bahia 
Unidade de Camaçari 
7- Ensaios por Via Seca 
 
a) Ensaio do maçarico de sopro. Quando os compostos de cobre são aquecidos com carbonatos alcalinos 
sobre carvão, forma-se cobre metálico vermelho e não se observa nenhum óxido. 
b) Pérola de Bórax. Verde quando aquecida, e azul quando resfriada após aquecimento em chama oxidante; 
vermelha em chama redutora, sendo que melhores resultados são obtidos pela adição de traços de estanho. 
c) Ensaio da chama. Verde, principalmente na presença de halogenetos, por exemplo, umedecendo com 
ácido clorídrico concentrado antes do aquecimento. 
 
Produtos de análise: Minérios (calcopirita- CuFeS2, malaquita- CuCO3.Cu(OH)2), ligas metálicas (latão, 
bronze), moedas, material elétrico... 
4.2.4- cádmio, Cd 
O cádmio é um metal branco, prateado, maleável e dúctil. Funde a 321ºC. Dissolve-se lentamente em 
ácidos diluídos, com liberação de hidrogênio (devido a seu potencial de eletrodo negativo). Ele forma íons 
divalentes, incolores. 
Para o estudo das reações, pode ser utilizada a solução de sulfato de cádmio, fonte dos íons cádmio 
(II). As principais reações: 
 
1- Sulfeto de Hidrogênio (gás sulfídrico ou solução aquosa saturada): precipitado amarelo de sulfeto de 
cádmio: 
Cd2+ H2S CdS H
+
+ + 2
 
A reação é reversível; se a concentração do ácido forte for superior a 0,5M, a precipitação será 
incompleta. Os ácidos concentrados dissolvem o precipitado por essa razão. O precipitado é insolúvel em 
cianeto de potássio, que distingue os íons cádmios dos íons cobre. 
 
2- Solução de Amônia, quando adicionada gota a gota: precipitado branco de hidróxido de cádmio (II): 
Cd2+ NH3 H2O Cd(OH)2 NH4+ + 2 + 2 + 2
 
O precipitado dissolve-se em ácido, quando o equilíbrio se desloca para a esquerda. Um excesso de 
reagente dissolve o precipitado com formação de íons tetraminocadmiato (II) ([Cd(NH3)4]2+), complexo incolor. 
 
3- Cianeto de Potássio: precipitado branco de cianeto de cádmio, quando adicionado lentamente à solução: 
Cd2+ CN- Cd(CN)2 + 2 
 
 
 
 
 
 20 
Centro de Educação Tecnológica do Estado da Bahia 
Unidade de Camaçari 
 
Um excesso de reagente dissolve o precipitado com formação de íons tetracianocadmiato (II) 
([Cd(CN)4]2-), complexo incolor. Esse complexo não é estável, sendo que na presença de gás sulfídrico 
precipita o sulfeto de cádmio. Com isso, serve como base para a separação dos íons cobre (item 4.2.3) e 
cádmio, de acordo com a estabilidade dos complexos. 
 
4- Ensaios por Via Seca: 
a) Ensaio do maçarico de sopro: todos os compostos de cádmio, quando aquecidos com carbonato alcalino 
sobre carvão, produzem uma incrustação marrom de óxido de cádmio, CdO. 
b) Ensaio de ignição: os sais de cádmio são reduzidos pelo oxalato de sódio a cádmio elementar, que se 
forma como um espelho metálico circundado por óxido de cádmio marrom. Pelo aquecimento com enxofre, o 
metal é convertido em sulfeto de cádmio amarelo. 
 
Produtos de Análise: Minérios de zinco, ligas metálicas (Wood- Cd.Bi.Sn.Pb, cimento dentário- Cd.Hg, 
solda- Cd.Pb.Sn)... 
4.2.5- Arsênio, As- Arsênio (III) 
O arsênio é um sólido quebradiço, cinza- aço, que apresenta um brilho metálico. Sublima por 
aquecimento, evidenciando um odor característico de alho; por aquecimento num fluxo de ar, o arsênio 
queima com chama azul, produzindo vapores de óxido de arsênio (III), As4O6. Todos os compostos de arsênio 
são venenosos. O elemento é insolúvel em ácido clorídrico e em ácido sulfúrico diluído; dissolve-se 
rapidamente em ácido nítrico diluído, produzindo íons arsenito, e ácido nítrico concentrado ou em água- régia 
ou em hipoclorito de sódio, formando arseniatos. 
Duas séries de compostos de arsênio são comuns: a do arsênio (III) e a do arsênio (V). Os 
compostos de arsênio (III) podem ser derivados do trióxido de arsênio anfótero (As2O3), que produz sais, 
tanto com ácidos fortes (íons arsênio, As3+) como com bases fortes (íons arsenitos, AsO33-). Os compostos 
de arsênio (V) são derivados do pentóxido de arsênio (As2O5). Esse é o anidrido do ácido arsênico, H3AsO4, 
que forma sais como o arseniato de sódio (Na2AsO4). O arsênio(V), portanto, existe em soluções, 
predominantemente, como íons arseniato (AsO43-). 
Para o estudo das reações, pode ser utilizada a solução de óxido de arsênio (III), As2O3, ou arsenito 
de sódio, Na2AsO3. O óxido de arsênio (III) não se dissolve em água fria, mas se obtém a dissolução 
completa por ebulição durante 30 minutos. A mistura pode ser resfriada sem perigo de precipitação do óxido. 
As principais reações: 
 
1- Gás Sulfídrico: precipitado amarelo de sulfeto de arsênio (III) 
As3+ H2S As2S3 H
+2 + 3 + 6 
 
A solução deve estar fortemente ácida; se não houver ácido suficiente, somente se observará uma 
coloração amarela, devido à formação do As2S3 coloidal. O precipitado é insolúvel em ácido clorídrico 
concentrado (distinção e método de separação do Sb2S3 e SnS2), mas se dissolve em ácido nítrico 
concentrado a quente. 
 
 
 21 
Centro de Educação Tecnológica do Estado da Bahia 
Unidade de Camaçari 
O sulfeto de arsênio (III) é solúvel em soluções de hidróxidos alcalinos, amônia e em sulfeto de 
amônio. A dissolução do precipitado nestas três soluções leva a formação dos íons tioarsenito (AsS33-). 
Reacidificando essas soluções, eles se decompõem, formando o próprio precipitado e gás sulfídrico. 
O sulfeto de amônio amarelo (polissulfeto de amônio), (NH4)2S2, dissolve o precipitado, formando íons 
tioarseniato (AsS43-). Ao acidificar essa solução, o precipitado de sulfeto de arsênio (V) amarelo é formado, 
contaminado com enxofre (por causa da decomposição do excesso do reagente polissulfeto). 
 
2- Nitrato de Prata: precipitado amarelo de arsenito de prata em solução neutra (distinção dos arseniatos): 
AsO3
3-
 Ag+ Ag3AsO3 + 3 
 
O precipitado é solúvel tanto em ácido nítrico como em amônia. 
 
3- Mistura Magnesiana (solução contendo MgCl2, NH4Cl e um pouco de NH3): não forma precipitado 
(distinção do arseniato). Um resultado semelhante obtém-se com o reagente de nitrato de magnésio (solução 
contendo Mg(NO3)2, NH4NO3 e um pouco de NH3). 
 
Produtos de análise: Minérios (rejalgar- As2S2, mispiquel- SAsFe), como impureza em muitos minérios e 
produtos industriais, ligas (munição), inseticidas, pirotécnica... 
4.2.6- Arsênio, As- Arsênio (V) 
As propriedades do arsênio foram resumidas no item 4.2.5. 
Uma solução de hidrogenoarseniato dissódico, Na2HAsO4.7H2O, pode ser utilizada para o estudo 
destas reações. A solução deve conter algum ácido clorídrico diluído. As principais reações: 
 
1- Gás Sulfídrico: de imediato, não se forma precipitado algum na presença de ácido clorídrico diluído. Se 
continuar passando o gás, uma mistura de sulfeto de arsênio (III), As2S3, e enxofre precipita-se lentamente. A 
precipitação é mais fácil numa solução a quente: 
AsO4
3-
 H2S AsO3
3-
 S H2O + + +
 
AsO3
3-
 H2S H
+
 As2S3 H2O2 + 3 + 6 + 6 
 
Ao adicionar um grande excesso de ácido clorídrico concentrado e passar o gás sulfídrico 
rapidamente na solução fria, será precipitado o pentassulfato de arsênio amarelo, As2S5; em solução quente, 
o precipitado consiste em uma mistura de tri e pentassulfetos: 
AsO4
3-
 H2S H
+
 As2S5 H2O2 + 5 + 6 + 8 
 
 
 
 22 
Centro de Educação Tecnológica do Estado da Bahia 
Unidade de Camaçari 
Tanto o pentassulfeto de arsênio como o trissulfeto são rapidamente solúveis em hidróxidos alcalinos 
ou amônia, sulfeto de amônio, polissulfeto de amônio e carbonato de sódio ou de amônio. Acidificando-se 
essas soluções com ácido clorídrico, o pentassulfeto de arsênio é reprecipitado. 
 
2- Solução de Nitrato de Prata : precipitado vermelho pardacento de arseniato de prata, Ag3AsO4, a partir de 
soluções neutra (distinção do arsenito e fosfato que formam precipitados amarelos), solúvel em ácidos e em 
solução de amônia, mas insolúvel em ácido acético: 
AsO4
3-
 Ag+ Ag3AsO4 + 3 
 
 
3- Mistura Magnesiana: precipitado branco, cristalino, de arseniato de magnésio e amônio, 
Mg(NH4)AsO4.6H2O, a partir de soluções neutras ou amoniacais (distinção do arsenito): 
AsO4
3-
 Mg2+ NH4
+
 MgNH4AsO4 + +
 
Tratando o precipitado branco com a solução de nitrato de prata, que contém algumas gotas de ácido 
acético, forma-se o arseniato de prata vermelho (distinção do fosfato), Ag3AsO4. 
 
4- Solução de molibdato de amônio: quando o reagente e o ácido nítrico são adicionados em considerável 
excesso a uma solução de arseniato, por ebulição (distinção dos arsenitos que não dão precipitados, e dos 
fosfatos que o produzem a frio ou após leve aquecimento), obtém-se um precipitado amarelo, cristalino, de 
arsenomolibidato de amônio, (NH4)3AsMo12O40. O precipitado é insolúvel em ácido nítrico, mas se dissolve em 
solução de amônia e em solução de álcalis cáusticos. 
AsO4
3-
 MoO4
2-
 NH4
+
 H+ (NH4)3AsMo12O40 H2O + 12 + 3 + 24 + 12
 
4.2.7- Antimônio, Sb- Antimônio (III) 
O antimônio é um metal brilhante, branco prateado, que funde a 630ºC. É insolúvel em ácido 
clorídrico e em ácido sulfúrico diluído. Dissolve-se, lentamente, em ácido sulfúrico concentrado a quente, 
formando íons antimônio (III). O ácido nítrico oxida o antimônio, formando um produto insolúvel que pode ser 
considerado uma mistura de Sb2O3 e Sb2O5. Esses anidridos podem ser dissolvidos em ácido tartárico. A 
água- régia dissolve o antimônio, formando íons antimônio (III). 
São conhecidas duas séries de sais, derivados dos óxidos Sb2O3 e Sb2O5, contendo, 
respectivamente, íons antimônio (III) e antimônio (V). Os compostos de antimônio (III) são facilmente 
dissolvidos em ácidos, quando os íons Sb3+ formados são estáveis. Se a solução for alcalinizada ou a 
concentração de íons hidrogênio diminuir por diluição, ocorrerá a hidrólise e, nessa ocasião, irão formar íons 
antimonila SbO+. 
Os compostos de antimônio (V) contêm o íon antimoniato, SbO43-. Suas características são 
semelhantes às dos correspondentes de arsênio. 
Uma solução de cloreto de antimônio (III), SbCl3, pode ser utilizada para o estudo destas reações. 
Pode ser preparada pela dissolução do cloreto de antimônio (III) sólido ou do dióxido de antimônio (III), Sb2O3, 
em ácido clorídrico diluído. As principais reações: 
 
 
 23 
Centro de Educação Tecnológica do Estado da Bahia 
Unidade de Camaçari 
 
1- Gás Sulfídrico: precipitado vermelho alaranjado de trissulfeto de antimônio (Sb2S3) a partir de soluções não 
muito ácidas. 
Sb3+ H2S Sb2S3 H
+2 + 3 + 6
 
O precipitado é solúvel em ácido clorídrico concentrado a quente (distinção e método de separação do sulfeto 
de arsênio (III) e sulfeto de mercúrio (II)), em polissulfeto de amônio (formando um tioantimoniato, SbS43-) e 
em soluções de hidróxidos alcalinos (formando antimonito, SbO2- e tioantimonito, SbS2-). Acidificando o 
segundo e terceiro produto leva a formação do precipitado em estudo. 
 
2- Água: quando a solução for despejada em água, forma-se um precipitado branco de cloreto de antimonila 
(SbO.Cl) solúvel em ácido clorídrico e em ácido tartárico (diferença do bismuto). Com um grande excesso de 
água, produz-se o óxido hidratado Sb2O3.xH2O. 
 
3- Reagente ácido Fosfomolíbdico (H3[PMo12O40]): produz-se o “azul de molibdênio” com os sais de antimônio 
(III). Dos íons do grupoII, somente o estanho (II) interfere no ensaio. 
 
Produtos de Análise: Ligas metálicas (tipo de imprensa- Sb.Pb.Sn), cobertas de fios elétricos (Sb.Pb), 
placas de acumuladores, minérios (antimonita- Sb2S3, kermesita- Sb2OS2), pirotécnica, indústria de borracha, 
de vidro, de esmaltes, de porcelana... 
4.2.8- Estanho, Sn- Estanho (II) 
O estanho é um metal branco prateado, maleável e dúctil em temperaturas normais, mas a baixas 
temperaturas torna-se quebradiço, devido a sua transformação em outro estado alotrópico. Funde a 231,8ºC 
O metal dissolve-se lentamente em ácido clorídrico diluído e ácido sulfúrico com formação de sais 
(estanhosos) de estanho (II). Os íons estanho (II) são formados com a dissolução do estanho em ácido 
nítrico, já os íons estanho (IV) são formados em ácido sulfúrico concentrado a quente e em água- régia. 
Os compostos de estanho podem ser divalentes ou tetravalentes. Os compostos de estanho (II) ou 
estanhosos são geralmente incolores. Em solução ácida estão presentes os íons estanho (II), enquanto em 
soluções alcalinas se encontram os íons tetrahidroxiestanato (II) ou estanito ([Sn(OH)4]2-). Os íons estanho (II) 
são fortes agentes da redução. 
Os íons estanho (IV) ou compostos estâmicos são mais estáveis. Em suas soluções aquosas estão 
presentes os íons hexahidroxiestanato (IV) ou estanato ([Sn(OH)6]2-) em meio básico e os íons estanho (IV), 
meio ácido. 
Utiliza-se para o estudo destas reações uma solução de cloreto de estanho (II) (SnCl2.2H2O). A 
solução deve conter pelo menos 4% de ácido clorídrico livre (100mL de HCl concentrado por litro). As 
principais reações: 
 
1- Gás sulfídrico: forma-se um precipitado marrom de sulfeto de estanho (II) (SnS) a partir de soluções não 
muito ácidas. 
Sn2+ H2S SnS H
+
 + + 6
 
 
 
 24 
Centro de Educação Tecnológica do Estado da Bahia 
Unidade de Camaçari 
 
O precipitado é solúvel em ácido clorídrico concentrado, em polissulfeto de amônio amarelo formando 
o tioestanato (SnS32-). O sulfeto de estanho (II) é praticamente insolúvel em solução de sulfeto de amônio 
incolor e álcalis cáusticos. 
 
2- Solução de Hidróxido de Sódio: precipitado branco de hidróxido de estanho (II), solúvel em excesso de 
álcali 
Sn2+ OH- Sn(OH)2 + 2 
 
3- Solução de Cloreto de Mercúrio (II): forma-se um precipitado branco de cloreto de mercúrio (I), calomelano, 
se o reagente for adicionado em grande quantidade e rapidamente: 
Sn2+ HgCl2 Hg2Cl2 Sn
4+
 Cl-
 + 2 + + 2
 
Se os íons estanho estiverem em excesso, o precipitado irá se tornar cinza, por aquecimento, devido 
a uma posterior redução a mercúrio metálico. 
 
Produtos de análise: Minérios (casseterita- SnO2), ligas metálicas (bronze- Sn. Cu, tipos de imprensa- 
Sn.Pb.Sb, lata- Fe.Sn), “papel de prata”... 
4.2.9- Estanho, Sn- Estanho (IV) 
As propriedades do estanho metálico forma descritas no início do item 4.2.8. 
Para o estudo destas reações, pode ser utilizada uma solução de hexacloroestanho (IV) de amônio. 
As principais reações: 
 
1- Gás Sulfídrico: precipitado amarelo de sulfeto de estanho (IV) (SnS2) a partir de soluções ácidas diluídas 
0,3M. 
Sn4+ H2S SnS2 H
+
 + 2 + 4
 
O precipitado é solúvel em ácido clorídrico concentrado, em solução de hidróxidos alcalinos e também em 
sulfeto e polissulfeto de amônio. A acidificação dessas soluções favorece a formação do precipitado em 
estudo. 
 
2- Solução de cloreto de mercúrio (II): nenhum precipitado (diferença do estanho (II)). 
 
3- Ferro Metálico: reduz os íons estanho (IV) a estanho (II): 
Sn4+ Fe Fe2+ Sn2+
 + + 
 
 
 
 25 
Centro de Educação Tecnológica do Estado da Bahia 
Unidade de Camaçari 
4.3- Terceiro Grupo de Cátions 
Ferro (II) e (III), alumínio, cromo (III) e (VI), níquel, cobalto, manganês (II) e (VII) e zinco. 
Reagente do grupo: sulfeto de hidrogênio (gás sulfídrico ou solução aquosa saturada) na presença de amônia 
e cloreto de amônio ou solução de sulfeto de amônio. 
Reação do grupo: precipitados de cores diversas: sulfeto de ferro (II), preto; hidróxido de alumínio, branco; 
hidróxido de cromo (III), verde; sulfeto de níquel, preto; sulfeto de cobalto, preto; sulfeto de manganês (II), 
rosa e sulfeto de zinco, branco. 
4.3.1- Ferro, Fe- Ferro (II) 
O ferro, quimicamente puro, é um metal branco, prateado, tenaz e dúctil. Funde a 1535ºC. O metal 
comercial raramente é puro e, em geral, contém pequenas quantidades de carbureto, silicieto, fosfeto e 
sulfeto de ferro, e um pouco de grafite. Estes contaminantes exercem um papel importante na resistência de 
estruturas metálicas de ferro. O ferro pode ser magnetizado. Os sais de ferro (II) são dissolvidos em ácido 
clorídrico diluído ou concentrado e em ácido sulfúrico diluído formando sais de ferro (II), liberando hidrogênio. 
Já com ácido sulfúrico concentrado a quente sua dissolução produz íons ferro (III) e dióxido de enxofre. Os 
íons Ferro (II) são também formados em solução de ácido nítrico a frio, juntamente com os íons amônio. 
O ferro forma duas importantes séries de sais: 
Os sais de ferro (II), ou ferrosos, são derivados do óxido de ferro (II), FeO. Em solução, contém o 
cátion Fe2+ e normalmente possuem uma coloração verde- clara. Complexos por associação de íons e 
complexos quelatos, intensamente coloridos, são também comuns.Os íons ferro (II) são facilmente oxidados a 
ferro (III), sendo, portanto, agentes redutores fortes. 
Os sais de ferro (III), ou férricos, são derivados do óxido de ferro (III), Fe2O3. Eles são mais estáveis 
que os sais de ferro (II). Em suas soluções estão presentes os cátions Fe3+, de coloração amarelo- clara; se a 
solução contiver cloretos, a coloração irá se tornar mais forte. 
Utiliza-se uma solução recém- preparada de sulfato de ferro (II) (FeSO4.7H2O) ou sulfato de amônio e 
ferro (II) (sal Mohr, FeSO4.(NH4)2SO4.6H2O), acidificada com H2SO4 1M, para o estudo destas reações. As 
reações principais: 
 
1- Solução de Hidróxido de Sódio 
Precipitado branco de hidróxido de ferro (II) (Fe(OH)2), reação realizada em ausência de ar. O 
hidróxido de ferro (II) é insolúvel quando em excesso em ácidos, porém em solução de ácido diluído é solúvel. 
Se exposto ao ar o precipitado é oxidado a hidróxido de ferro (III) (Fe(OH)3). 
2
22 ( )Fe OH Fe OH+ −+ → ↓ 
 
2- Solução de amônia 
Ocorre a formação do precipitado hidróxido de ferro (II). Excesso de íons amônio não favorece a 
formação do precipitado. O mesmo é observado para os outros elementos divalentes do mesmo grupo: 
níquel, cobalto, zinco, manganês e também o magnésio (grupo V). 
 
3- Gás sulfídrico 
Não ocorre precipitação em solução ácida. Com adição de acetato de sódio em conjunto com os íons 
sulfetos favorece a precipitação parcial do sulfeto de ferro (II) (FeS). 
 
 
 26 
Centro de Educação Tecnológica do Estado da Bahia 
Unidade de Camaçari 
 
4- Solução de Sulfeto de amônio 
Precipitado preto de sulfeto de ferro (II) (FeS). É solúvel em ácidos com liberação de gás sulfídrico. 
2 2Fe S FeS+ −+ → ↓ 
 
5- Solução de tiocianato de amônio 
Não se obtém nenhuma coloração com os sais de ferro (II) puros (distinção dos íons ferro (III)). 
 
Produtos de análise: Quase todos os produtos naturais, minérios (hepatita- Fe2O3; limonita- Fe2O3.1,5H2O; 
magnetita- Fe3OI4; siderita- FeCO3; pirita- FeS2), meteoritos, ligas (aço), silicatos, hemoglobina. 
4.3.2- Ferro, Fe- Ferro (III) 
As características mais importantes dometal foram descritas no item 4.3.1. 
Utiliza-se uma solução de cloreto de ferro (III), FeCl3.6H2O para o estudo destas reações. As 
principais reações: 
 
1- Solução de Amônia 
Precipitado gelatinoso, marrom avermelhado, de hidróxido de ferro (III), Fe(OH)3, insolúvel em 
excesso do reagente, mas solúvel em ácidos: 
3
3 2 3 43 3 ( ) 3Fe NH H O Fe OH NH+ ++ + → ↓ + 
2- Solução de Hidróxido de Sódio 
Precipitado marrom avermelhado de hidróxido de ferro (III), insolúvel em excesso de reagente 
(distinção do alumínio e cromo): 
3
33 ( )Fe OH Fe OH+ −+ → ↓ 
3- Gás Sulfídrico 
Em solução acidificada, reduz os íons ferro (III) a ferro (II) e forma-se enxofre como um precipitado 
branco leitoso: 
3 2
22 2 2Fe H S Fe H S
+ + ++ → + + ↓ 
4- Solução Sulfeto de Amônio 
Forma-se um precipitado preto de sulfeto de ferro (II) e enxofre: 
3 22 3 2Fe S FeS S+ −+ → ↓ + ↓ 
O ácido clorídrico dissolve o precipitado preto de sulfeto de ferro (II), tornando-se visível a coloração 
branca do enxofre. A partir de soluções alcalinas, obtém-se o sulfeto de ferro (III) preto (Fe2S3). 
 
5- Solução de tiocianato de Amônio 
 
Em solução ligeiramente ácida, forma-se uma intensa coloração vermelha (diferença dos íons ferro 
(II)), devida à formação de um complexo não dissociado de tiocianato de ferro (III): 
3
33 ( )Fe SCN Fe SCN+ −+ → 
 
 
 27 
Centro de Educação Tecnológica do Estado da Bahia 
Unidade de Camaçari 
4.3.3- Alumínio, Al 
O alumínio é um metal branco, dúctil e maleável; seu pó é cinza. Funde a 659ºC. Os objetos de 
alumínio expostos ao ar são oxidados na superfície, mas a camada de óxido protege o objeto de oxidação 
posterior. Dos ácidos clorídrico, sulfúrico e nítrico diluídos, somente o primeiro dissolve o metal facilmente, 
sendo que o processo de dissolução nos dois últimos ácidos pode ser acelerado por adição de cloreto de 
mercúrio (II). Os mesmos ácidos só que concentrados dissolvem o alumínio facilmente. Ele é trivalente em 
todos os seus compostos (Al3+). 
Emprega-se uma solução de cloreto de alumínio, AlCl3, ou uma solução de sulfato de alumínio, 
Al2(SO4)3.16H2O, ou alume de potássio, K2SO4.Al2(SO4)3.24H2O, para o estudo destas soluções. As principais 
reações: 
1- Solução de Amônio 
Precipitado branco, gelatinoso, de hidróxido de alumínio (Al(OH)3) pouco solúvel em excesso do 
reagente. 
3
3 2 3 43 3 ( ) 3Al NH H O Al OH NH+ ++ + → ↓ + 
 
2- Solução de Hidróxido de Sódio 
Precipitado branco de hidróxido de alumínio. É dissolvido em excesso do reagente, formando íons 
tetrahidroxialuminato ([Al(OH)4-]. 
3
33 ( )Al OH Al OH+ −+ → ↓ 
 
3- Solução de Sulfeto de Amônio 
Precipitado branco de hidróxido de alumínio: 
3 2
2 3 22 3 6 2 ( ) 3Al S H O Al OH H S+ −+ + → ↓ + ↑ 
 
4- Ensaios por Via Seca (ensaio do maçarico de sopro): aquecendo os compostos de alumínio com carbonato 
de sódio sobre carvão vegetal em uma chama de maçarico, obtém-se um sólido branco infusível, que brilha 
quando aquecido. Se o resíduo for aquecido com 1-2 gotas de solução de nitrato de cobalto e novamente 
aquecido, obtém-se uma massa azul infusível. 
 
Produtos de Análise: Minérios (bauxita- Al2O3.2H2O, mica, caolim, feldspato, corindon- Al2O3), utensílios 
domésticos, edifícios (35% de Al), ligas (magnalium- Al.Mg, duralumínio- Al.CuMn.Mg), material elétrico, 
espelhos de telescópios, térmita (anticorrosivo do aço), folhas para a conservação de balas e chocolates... 
4.3.4- Cromo, Cr- Cromo (III) 
O cromo é um metal branco, cristalino e não consideravelmente dúctil ou maleável. Funde a 1765ºC. 
Em soluções aquosas, o cromo forma três tipos de íons; os cátions cromo (II) e (III) e o ânion cromato (e 
dicromato), no qual o cromo tem um estado de oxidação de +6. 
O íon cromo (II) ou cromoso, Cr2+, é derivado do óxido de cromo (II) CrO. Esses íons formam 
soluções de cor azul. Eles são os mais instáveis. 
 
 
 28 
Centro de Educação Tecnológica do Estado da Bahia 
Unidade de Camaçari 
Os íons cromo (III) ou crômicos, Cr3+, são estáveis e são derivados do trióxido de dicromo, Cr2O3. Em 
soluções eles são verdes ou violetas, dependendo dos íons complexos formados. 
Nos ânions cromato CrO42- ou dicromato Cr2O72-, o cromo é hexavalente com um estado de oxidação 
+6. Estes íons são derivados do trióxido de cromo, CrO3. Os íons cromatos são amarelos, enquanto que os 
dicromatos têm uma cor laranja. Em soluções ácidas os cromatos são facilmente transformados em 
dicromatos. Em soluções neutras (ou alcalinas), o íon cromato é predominante. 
Para o estudo destas reações, é empregada uma solução de cloreto de cromo (III), CrCl3.6H2O, ou 
uma solução de sulfato de cromo (III), Cr2(SO4)3.15H2O. As principais reações: 
 
1- Solução de Amônia 
Precipitado gelatinoso, verde cinzento a azul cinzento, de hidróxido de cromo (III) (Cr(OH)3). É pouco 
solúvel em excesso do reagente, formando, a frio, uma solução violeta ou rosa, contendo o íon complexo 
hexaminocromato (III) ([Cr(NH3)6]3+). Ao aquecer a solução, o hidróxido de cromo é precipitado. 
3
3 2 3 43 3 ( ) 3Cr NH H O Cr OH NH+ ++ + → ↓ + 
 
2- Solução de Hidróxido de Sódio 
Precipitado de hidróxido de cromo (III): 
3
33 ( )Cr OH Cr OH+ −+ → ↓ 
Essa reação torna-se reversível na presença de ácidos, dissolvendo o precipitado. Ele é também 
precipitado em excesso do reagente com a formação do íon tetrahidroxicromato (III) (ou íon cromito) 
([Cr(OH)4]-). Sendo essa última também reversível na presença de ácidos. 
 
3- Solução de Sulfeto de Amônio 
Precipitado de hidróxido de cromo (III) 
3 2
2 3 22 3 6 2 ( ) 3Cr S H O Cr OH H S+ −+ + → ↓ + ↑ 
4- Ensaios por Via Seca: Fusão com carbonato de sódio e nitrato de potássio, em uma alça de fio de platina 
ou sobre uma lâmina de platina ou sobre a tampa de um cadinho de níquel, resulta na formação de uma 
massa amarela de cromato alcalino (reação) 
 
Produtos de análise: Minérios (cromita- CrO3.FeO), aço especiais, banho eletrolíticos (cromado), 
resistências elétricas (nicrom- Ni.Cr)... 
4.3.5- Cobalto, Co 
O cobalto é um metal de cor cinza- aço, levemente magnético. Funde a 1490ºC.O metal dissolve-se 
facilmente em ácidos minerais diluídos. A dissolução em ácido nítrico é acompanhada pela formação de óxido 
de nitrogênio. Em soluções aquosas, o cobalto está normalmente presente como íon cobalto (II), Co2+; às 
vezes, especialmente em complexos, o íon cobalto (III), Co3+, é encontrado. Estes dois íons são provenientes 
dos óxidos CoC e Co2O3, respectivamente. O óxido de cobalto (II)- Cobalto (III), Co3O4, também é 
reconhecido. 
 
 
 29 
Centro de Educação Tecnológica do Estado da Bahia 
Unidade de Camaçari 
As reações dos íons cobalto (II) podem ser estudadas com uma solução de cloreto de cobalto (II), 
CoCl2.6H2O ou nitrato de cobalto (II), Co(NO3)2.6H2O. As principais reações: 
 
1- Solução de Hidróxido de Sódio 
A reação a frio leva a precipitação de um sal básico azul (Co(OH)NO3): 
2
3 3( )Co OH NO Co OH NO+ − −+ + → ↓ 
Aquecendo com excesso do reagente, o sal básico é transformado em um precipitado rosa hidróxido 
de cobalto (II) (Co(OH)2). Na presença de ar é oxidado a hidróxido de cobalto (III) (Co(OH)3), marrom- escuro. 
3 2 3( ) ( )Co OH NO OH Co OH NO− −↓ + → ↓ + 
2- Solução de Amônia 
Na ausência de sais de amônio, quantidades pequenas de amônia precipitam o sal básico 
(Co(OH)NO3). 
2
3 2 3 3 4( )Co NH H O NO Co OH NO NH+ − ++ + + → ↓ + 
O excesso do reagente dissolve o precipitado, formando íons hexaminocobalto (II) ([Co(NH3)6]2+) 
 
3- Solução de Sulfeto de Amônio 
Precipitado preto de sulfeto de cobalto (II) (CoS) de solução neutra ou alcalina: 
2 2Co S CoS+ −+ → ↓ 
Insolúvel em ácidos clorídrico ou acético diluídos, porém solúvel em ácido nítrico concentrado, a 
quente, ou em água- régia, levando a formação